А8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

1) Реакция ионного обмена — реакции между двумя сложными веществами-электролитами в растворах, в результате которых они обмениваются своими ионами.

2) Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ +H2O

2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O

CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O

3) Правила написания уравнений реакций в ионном виде:

o Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

o Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ, обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

o Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

o Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

4) Правило Бертолле: реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате реакции образуется вода, газ или осадок.

1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода.

а) Реакция щелочи с кислотой:

KOH + HCl = KCl + H2O

K+ + OH + H+ + Cl = K+ + Cl + H2O

H+ + OH = H2O

б) Реакция основного оксида с кислотой:

CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O

CaO + 2H+ + 2NO3- = Ca2+ + 2NO3- + H2O

CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O.

в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:

3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O

3Mg(OH)2 + 6H+ + 2PO43- = Mg3(PO4)2 + 6H2O

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

г) Реакция амфотерного оксида с кислотой:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 6H+ + 6Cl = 2Al3+ + 6Cl + 3H2O

Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O

2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.

а) Реакция растворимой соли со щелочью:

CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2

Cu2+ + 2Cl + 2K+ + 2OH = 2K+ + 2Cl + Cu(OH)2

Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2

б) Реакция двух растворимых солей, если в результате образуется хотя бы одна нерастворимая соль:

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3

2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4 + 2Al3+ + 6Cl-

Ba2+ + SO42- = BaSO4

в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:

Fe(OH)3 + H3PO4 = FePO4 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H++ PO43- = FePO4 + 3H2O

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.

а) Реакция растворимой соли (сульфида) с кислотой:

K2S + 2HCl = 2KCl + H2S .

2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl = 2K+ + 2Cl + H2S .

2H+ + S2–= H2S .

Или реакция растворимой соли (карбоната) с кислотой:

Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2

2Na+ +CO32- + 2H+ +NO3- = 2Na++ 2NO3- + H2O + CO2

2H++ CO32- = H2O + CO2

О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).

в) Реакция нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:

3СaCO3 + 2H3РO4 = Са3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2

3СaCO3 + 6H++ РO43- = Са3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.


А9. Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов.


А10. Химические свойства оксидов.

А10.

Характерные химические свойства оксидов (основных, амфотерных, кислотных)

Основные оксиды

1. Основный оксид + кислота → соль + вода

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Примечание: при нагревании, кислота сильная, образуется растворимая соль.

2. Оксид активного металла I, II А- групп + вода → щелочь

CaO + H2O → Ca(OH)2

3. Оновный оксид активного металла + кислотный оксид → соль

Na2O + CO2 → Na2CO3

CaO + Mn2O7 → Ca(MnO4)2

4. Основный оксид (металлов В-групп) + водород → металл + вода

CuO + H2 → Cu + H2O

Примечание: при нагревании; металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → растворимая кислота

SO3 + H2O → H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO2 + CaO → CaCO3

Примечание: при нагревании.

3. Кислотный оксид + щелочь → соль + вода

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

Если кислотному оксиду соответствует многоосновная кислота, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид

SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2

Примечание: при нагревании.

Амфотерные оксиды

1. При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

Примечание: кислота сильная, при нагревании, образуется растворимая соль.

2. При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)

ZnO + CaO → CaZnO2 (при сплавлении)

3. В воде не растворяются.


А11. Характерные свойства кислот, гидроксидов.

Наши рекомендации